Apostila Química Experimental UFSC

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LABORATÓRIO DE 
QUÍMICA BÁSICA 
UNIVERSIDADE FEDERAL DE SANTA CATARINA 
CENTRO DE CIÊNCIAS FÍSICAS E MATEMÁTICAS 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA 
Química Geral Experimental A 
QMC5125 
Agronomia, Ciência e Tecnologia de Alimentos, Engenharia Civil, Engenharia de 
Materiais, Engenharia de Produção Elétrica, Engenharia Elétrica, Engenharia 
Eletrônica, Engenharia Química, Engenharia Sanitária e Ambiental, Física Bacharelado, 
Física Licenciatura e Oceanografia 
© 2021 
 
   
 
SOBRE O LABORATÓRIO 
O Laboratório de Química Básica atende alunos dos cursos de Química 
(bacharelado e licenciatura), Agronomia, Ciência e Tecnologia de Alimentos, 
Engenharia Civil, Engenharia de Materiais, Engenharia de Produção Elétrica, 
Engenharia Elétrica, Engenharia Eletrônica, Engenharia Química, Engenharia Sanitária 
e Ambiental, Física (bacharelado e licenciatura) e Oceanografia. Nas aulas são 
trabalhados conceitos de química geral por intermédio da realização de experimentos. 
As turmas são de no máximo, 24 alunos, os quais são organizados em duplas. 
Para cada turma é alocado um monitor para auxiliar os alunos na realização dos 
experimentos. 
O laboratório é coordenado por dois professores. e gerenciado por um técnico 
em química. Para saber mais consulte https://qmcbasica.paginas.ufsc.br/ 
Os monitores são alunos que já cursaram a disciplina experimental no 
laboratório, obtiveram nota 7,0 ou superior e passaram por rigoroso processo seletivo. 
Atendem durante as aulas experimentais e na sala de Monitoria. 
CONTATOS 
Laboratórios de Química Básica nº 106 e 108 
Localização: 
Departamento de Química 
CFM21 – Bloco J – QMC Laboratórios 
Universidade Federal de Santa Catarina - UFSC 
Campus Universitário Reitor João David Ferreira Lima - Trindade 
Florianópolis - Santa Catarina - Brasil 
Telefone: (48) 3721-2311 
 WhatsApp Business: 554837212311 (é necessário incluir o prefixo 55 no contato) 
Página web do laboratório: qmcbasica.paginas.ufsc.br 
 
 
PRINCÍPIOS BÁSICOS DE SEGURANÇA NO LABORATORIO 
A utilização das técnicas de segurança no laboratório é de extrema importância 
para evitar acidentes, tanto na escola como em empresas, indústrias ou laboratórios que 
pesquisam, testam ou manuseiam produtos químicos. 
1. Lembre-se que o laboratório é um lugar de trabalho sério. 
2. Siga sempre o roteiro experimental e as instruções do professor durante as 
experiências. 
3. Localize os extintores de incêndio e familiarize-se com o seu uso. 
4. Não fume não coma ou beba no laboratório. 
5. Utilize sempre guarda-pó (jaleco) e óculos de proteção. 
6. Nunca deixe frascos contendo solventes orgânicos próximos à chama, por 
exemplo, álcool, acetona, éter, etc. 
7. Evite contado de qualquer substância com a pele. Leia o rótulo dos reagentes 
antes de usá-los. 
8. Seja particularmente cuidadoso quando manusear substâncias corrosivas como 
ácidos e bases. 
9. Mantenha seu local de trabalho limpo. Não coloque materiais nas extremidades 
da bancada. 
10. Em caso de acidente, comunique imediatamente o professor e monitor para 
tomar as devidas providências. 
11. Não jogue nas pias e nem no lixo materiais sólidos ou líquidos que possam 
contaminar o meio ambiente. Os monitores irão indicar onde depositar os 
resíduos adequadamente no decorrer de cada aula. Consulte o sistema de 
gerenciamento de resíduos químicos. 
 
 
SISTEMA DE GERENCIAMENTO DE RESÍDUOS QUÍMICOS 
1. Todos os laboratórios de ensino e pesquisa da UFSC possuem um sistema de 
gerenciamento de resíduos químicos regulado pela portaria do Gabinete do Reitor UFSC, 
nº 0320/GR/97. 
2. Os laboratórios devem disponibilizar recipientes e rótulos adequados para a 
armazenagem e classificação dos resíduos químicos, para posterior tratamento. 
3. Ao final de cada experiência, o aluno deverá verificar quais os resíduos gerados e qual 
o destino adequado. Outras informações podem ser obtidas com o professor e monitor. 
a. Os resíduos podem ser reciclados? É possível recicla-los no laboratório ou devem ser 
reciclados por técnicos? 
b. Os resíduos podem ser reutilizados? Como armazená-los? 
c. Os resíduos podem ser tratados no laboratório? Qual o procedimento? 
d. Os resíduos devem ser desativados antes do armazenamento? Qual o procedimento? 
e. Os resíduos devem ser armazenados e tratados por técnicos especializados? 
Como classificar e armazenar os resíduos corretamente? 
4. Lembre-se que os resíduos químicos de laboratório são de responsabilidade de quem 
os geram. Portanto, é extremamente importante seguir corretamente todas as etapas para 
que o destino final dos resíduos químicos seja adequado. 
 
 
MANUAL DE NORMAS DE SEGURANÇA E 
GERENCIAMENTO DE RESÍDUOS 
Leia o “Manual de Regras Básicas de Segurança para Laboratórios de Química", 
(Parte 1) e “Resíduos Químicos: Gerenciamento e Procedimentos para Disposição 
Final” (Parte 2). 
Disponível para download em: 
https://qmcbasica.paginas.ufsc.br/manual-de-regras-basicas-de-seguranca-para-
laboratorios-de-quimica/ 
 
 
 
DEBACHER, Nito Angelo; SPINELLI, Almir; NASCIMENTO, Maria. da Graça. 
(Org.). Manual de Regras Básicas de Segurança para La-boratórios de Química: 
Resíduos Químicos: Gerenciamento e Procedimentos para Disposição Final. 
Florianópolis: UFSC, 2008. 30 p. 
 
 
 
SUMÁRIO: 
Experiência 1: Medidas e tratamento de dados 8 
Experiência 2: Temperatura de fusão de uma substância 16 
Experiência 3: Determinação de calor de reação e de calor de solidificação 23 
Experiência 4: Solubilidade 33 
Experiência 5: Cromatografia 40 
Experiência 6. Determinação da massa molar de um gás; Efeito da pressão no 
ponto de ebulição 
46 
Experiência 7: Oxidação e redução 52 
Experiência 8: Titulação ácido-base 59 
Experiência 9: Síntese e aplicação do alúmen de alumínio e potássio 66 
Experiência 10: Princípio de Le Chatelier e equilíbrio químico 72 
Experiência 11: Cinética de reações químicas 80 
Experiência 12: Da água turva à água clara: o papel do coagulante 85 
Anexos: 
Apresentação dos equipamentos e vidrarias usuais no Laboratório de Química 
Básica 
87 
Tabela potenciais de redução 91 
Papel milimetrado (para imprimir) 92 
Tabela Periódica 93 
 
8 
 
Experiência 1: 
 Medidas e tratamento de dados 
 
1. OBJETIVOS 
 
No final deste experimento o aluno deverá ser capaz de: 
 Ler e usar corretamente termômetros, balanças, provetas e pipetas. 
 Utilizar algarismos significativos. 
 Distinguir os significados de precisão e exatidão. 
 
2. INTRODUÇÃO 
 
Quantificar e mensurar formas e conceitos são essenciais em todas as ciências. Nas ciências físicas, 
as propriedades fundamentais mais utilizadas e medidas diretamente são: comprimento, massa, 
tempo e temperatura. Outras propriedades da matéria como volume, densidade ou velocidade são 
quociente ou produtos destas propriedades fundamentais. 
 
EX: Volume = (comprimento)³ 
Densidade = massa/(comprimento)³ 
Velocidade = comprimento/tempo 
 
O sistema SI (Sistema Internacional de Unidades), que é o antigo sistema métrico expandido, é um 
sistema decimal no qual os prefixos utilizados indicam frações e múltiplos de dez. 
Os mais comuns em química são: 
Nome Símbolo Ordem de 
grandeza 
mega M 106 
kilo k 103 
deci d 10-1 
centi c 10-2 
mili m 10-3 
micro m 10-6 
nano n 10-9 
angstrons Å 10-10 
pico p 10-12 
 
Algarismos Significativos 
 
Um número de pessoas numa sala de aula e uma dúzia de ovos são números exatos. Não há dúvidas 
quanto ao número de pessoas numa sala de aula. E uma dúzia de ovos são exatamente doze. Por 
outro lado, os números obtidos numa medida não são exatos. 
De acordo com a medida da temperatura indicada no termômetro da Figura 1A, você poderia escre- 
ver 25,6 ou 25,7 ºC. Na tentativa de medir a temperatura com precisão até uma casa depois da vír- 
gula, é necessário fazer uma estimativa do último algarismo. Existe a certeza de que a temperatura é 
maior do que 25 ºC e menor do que 26 ºC, mas o último algarismo é duvidoso. O valor da tempera- 
turamedida com esse termômetro possui 3 algarismos significativos. E é incorreto acrescentar um 
quarto algarismo, como em 25,63, pois se o algarismo 6 já é duvidoso, não faz sentido o acréscimo 
do algarismo 3. 
9 
 
Com um termômetro mais preciso, uma medida com maior número de algarismos é obtida. O 
termômetro da Figura 1B possui divisões de 0,1 ºC. Assim, você poderá obter o valor da 
temperatura com 4 algarismos significativos, 25,78 ºC ou 25,79 ºC, sendo o último algarismo 
duvidoso. 
 
 
Na leitura do volume de água em um aparato como uma proveta ou uma bureta, você notará que a 
superfície da água não é plana, e forma um fenômeno chamado menisco. Leia sempre o ponto mais 
baixo do menisco. Os valores das medidas da Figura 1C são 20,46 mL e 14,60 mL. Observe que o 
algarismo zero da medida 14,60 deve ser escrito. Se você escrever 14,6 mL, você está dizendo que 
o valor da medida está entre 14,5 e 14,7 mL. Por outro lado, 14,60 significa um valor entre 14,59 e 
14,61 ou entre 14,58 e 14,62, dependendo do desvio médio. Note também que escrever as unidades 
é tão importante quanto anotar um número. 
 
 
O melhor valor para representar uma medida é a média aritmética dos valores medidos, por 
exemplo: 
 
20,46 mL 
20,42 mL 
20,45 mL 
20,48 mL 
20,48 mL 
Média 20,46 mL 
 
O desvio de cada medida será: 
|20,46 – 20,46| = 0,00 
|20,42 – 20,46| = 0,04 
|20,45 – 20,46| = 0,01 
|20,48 – 20,46| = 0,02 
|20,48 – 20,46| = 0,02 
Média 0,02 
 
Portanto, o desvio médio é de 0,02 e o valor da medida é 20,46 ± 0,02 mL. 
10 
 
Operações com algarismos significativos. 
Na multiplicação ou divisão, mantenha a quantidade de algarismos significativos da medida que 
tiver o menor número de algarismos significativos. 
Ex: 25,2 cm x 3,192 cm = 80.438,4 = 8,04 x 104 cm² 
Na adição ou subtração o resultado não poderá ser mais exato do que cada valor individual. 
Ex: 35,27 
+11,3 
+ 102,192 
148,762 = 148,8 
 
O algarismo 6 é maior que 5. Portanto, aumentamos 1 no algarismo anterior, passando a ser 8. Se 
fosse algum algarismo menor que 5, não se alteraria o algarismo anterior. Por exemplo, 26,82 = 
26,8. 
No caso de ser o algarismo 5 o último, procede-se conforme os exemplos: 
105,85 = 105,8 pois 8 é par, então se mantém. 
24,315 = 24,32 pois 1 é ímpar, então aumenta para 2. 
 
Precisão e exatidão 
Todas as medidas possuem um determinado erro. O erro de uma medida, muitas vezes, é limitado 
pelo equipamento que é utilizado. 
EXATIDÃO: refere-se a quão próxima uma medida concorda com o valor correto (ou o mais cor- 
reto) 
PRECISÃO: refere-se a quão próximos diversos valores de uma medida estão entre si (ou seja, 
quanto menor o desvio médio, maior a precisão). 
O ideal é que as medidas sejam exatas e precisas. Medidas podem ser precisas e não serem exatas, 
devido a algum erro sistemático que é incrementado a cada medida. 
A média de várias determinações é geralmente considerada o melhor valor para uma medida do que 
uma única determinação. 
 
 
3. PRÉ-LABORATÓRIO 
 
1. Qual a leitura da proveta da figura ao lado? 
 
2. Quantos algarismos significativos existem em cada uma das medidas: 
a) 23,9 cm 
b) 543.311 Km 
c) 0,029 g 
d) 5x1018 átomos 
f) 4,110x1022 moléculas 
 
3. Arredonde os seguintes números de forma que fiquem com dois algarismos significativos: 
a) 81,42 
b) 0,517 
c) 2,31x10-5 d) 
14,2 
e) 135 
f) 0,445 
 
4. Escreva os números abaixo em potência de 10 (notação científica): 
a) 2.150,1 
b) 90.743 
c) 0,0141 
d) 0,00032 
11 
 
e) 0,05499 
f) 3.150 
g) 0,000000738592 
h) 0,001000 
 
5. Faça os cálculos abaixo e escreva a resposta com o número correto de algarismos significativos: 
a) 8421 x 25 
b) (5,65x105) x (7,2x103) 
c) 398/0,22 
d) 8.119 x 0,000023 
e) 14,98 + 27,340 + 84,7593 f) 
42,7 + 0,259/28,4445 
 
6. Como um instrumento de medida pode ser mais preciso, porém menos exato do que um outro? 
Explique sua resposta. 
 
7. A massa de 6,000 g de uma peça de ferro é medida três vezes em duas balanças diferentes, com 
os seguintes resultados: 
 
Pesagem 1 2 3 
Balança 1 (gramas) 6,01 5,99 6,02 
Balança 2 (gramas) 5,97 5,88 5,91 
 
a) Calcule o desvio médio para cada conjunto de medidas em cada balança. 
b) Que balança é mais precisa? Explique sua resposta. 
c) Qua balança é mais exata? Explique sua resposta. 
 
8. Complete as seguintes conversões: 
 
a) 12 g = kg 
b) 160 m = mm 
c) 2.080 mg = g 
d) 36 mL = litros 
e) 21 g = mg 
f) 37,6 dm³ = cm³ 
g) 18 mL = cm³ 
h) 5,19 m = cm 
 
9. A nave espacial Voyager I em seu vôo até Saturno revelou que a temperatura na superfície de 
Titan (uma das luas de Saturno) é 93 K. Qual é a temperatura da superfície de Titan em grau Celsius? 
 
10. A distância entre os centros de dois átomos de oxigênio numa molécula de oxigênio (O2) é 1,21 
Å (1 Å = 10-10 m). Qual é a distância em cm? 
 
 
 
 
 
 
 
12 
 
4. MATERIAL 
 
termômetro béquer de 100 ml balança 
bastão de vidro cadinho de porcelana sal de cozinha (cloreto de sódio)
rolha de borracha proveta de 25 ml gelo 
rolha de vidro pipeta volumétrica de 20 ml conta-gotas 
 
 
Figura 1D. Materiais de laboratório de uso geral 
 
 
 
 
5. PROCEDIMENTO 
 
A. Medidas de massa: 
Peça ajuda ao seu instrutor para usar corretamente a balança. 
1. Três objetos: uma rolha de borracha, uma rolha de vidro e um cadinho de porcelana encontram-se 
em sua bancada. Antes de pesá-los, pegue cada objeto e tente estimar qual é o mais pesado e o 
mais leve. Anote suas observações. 
2. Pese um béquer pequeno (100 mL) e anote a massa. Adicione então 50 gotas de água destilada 
com um conta-gotas e pese o conjunto. O propósito deste procedimento é encontrar o número 
aproximado de gotas em um mililitro (mL) - centímetro cúbico (cm3), ou o volume de uma gota de 
água. 
 
B. Medidas de volume: 
Peça ajuda ao seu instrutor para usar corretamente a pipeta volumétrica. 
1. Pese um béquer seco de 100 mL e anote a massa utilizando as casas decimais que a balança 
permite. Meça 20 mL de água com uma proveta, coloque no béquer e pese novamente. 
2. Repita este procedimento mais duas vezes e anote as massas obtidas. 
3. Seque o béquer anteriormente usado e repita o procedimento utilizando uma pipeta volumétrica 
de 20 mL. Anote as massas obtidas. 
 
C. Medidas de temperatura: 
Peça ajuda ao seu instrutor para usar corretamente o termômetro. 
1. Coloque cerca de 30 mL de água de torneira em um béquer de 100 mL e meça a temperatura uti- 
lizando um termômetro. Durante a leitura, mantenha o bulbo do termômetro totalmente imerso na 
água, sem tocar o vidro. Obtenha o valor da temperatura com o número máximo de algarismos sig- 
nificativos que for possível e anote o valor. Descarte a água. 
2. a) Pese aproximadamente 5 g de sal de cozinha, cloreto de sódio (entre 4 e 6 g) e deixe-o na sua 
bancada. 
b) Em um béquer de 100 mL prepare uma mistura de gelo picado e um mínimo de água. Agite 
a mistura com bastão de vidro, com o auxílio do termômetro, meça e anote a temperatura. 
c) A seguir adicione o sal à mistura e agite. Espere 2 minutos e meça a temperatura da mistura. Agi- 
13 
 
te e faça várias leituras. Anote a temperatura mínima observada. 
 
Mantenha o bulbo do termômetro imerso no líquido durante as leituras. 
Note que a água continua líquida a uma temperatura menor que zero grau. 
Não esqueça de colocar o sinal negativo para temperaturas abaixo de zero. 
 
A experiência terminou. 
1. Termine de anotar suas informações e entregue uma cópia da folha de dados ao professor. 
Lave o material usado. 
2. A solução de sal (coleto de sódio + água + gelo) pode ser descartada diretamente na pia. 
3. Não jogue na pia materiais sólidos. 
 
 
 
6. QUESTIONÁRIO 
 
1. Como você poderia medir 1/4 mililitro de água com o equipamento utilizado no item A-2? 
Considere a densidade da água como sendo 1,000 g/mL. 
 
2. Na avaliação da massa de 20,00 mL de água (item B do procedimento) foram utilizados uma 
proveta e uma pipeta volumétrica. Qual das duas possui melhor precisão? Explique sua 
resposta? 
 
3. 20,00 mLde água a 20 ºC possui uma massa de 19,966 g. Comparando os resultados obtidos no 
item B do procedimento, foi a proveta ou a pipeta que deu o resultado mais próximo do valor, 
ou qual dos dois é o mais exato? Explique sua resposta. 
 
4. Explique as observações do item C-2c do procedimento. Qual é a explicação teórica para este 
fenômeno observado? 
 
5. Uma das principais fontes para a obtenção de cloreto sódio, sal de cozinha, usado neste 
experimento, é a água do mar. Baseado nesta informação sugira um método de recuperação do 
sal usado na mistura no item C - 2, do procedimento. 
 
14 
 
EXPERIMENTO 1 
EQUIPE: 
TURMA: 
DATA: 
Nº DA BANCADA: 
 
Resultados: 
 
A - Massas 
1. Segure em suas mãos os três materiais relacionados abaixo e avalie qual o mais pesado e qual o 
mais leve. Numere-os de 1 a 3, sendo 1 o mais pesado. 
 
Material Ordem da massa 
estimada 
Massa medida Ordem real (medi- 
da) 
Rolha de borracha      
Rolha de vidro      
Cadinho de Porcelana      
 
2. Massa do béquer pequeno: g 
Massa do béquer mais 50 gotas de água: g 
Massa de 50 gotas de água: g 
 
B – Volume 
 
  Proveta Pipeta 
a) Massa do béquer antes da adição de água    
b) Após a 1ª adição de 20 mL    
c) Após a 2ª adição de 20 mL    
d) Após a 3ª adição de 20 mL    
e) Massa do 1º 20 mL    
f) Massa do 2º 20 mL    
g) Massa do 3º 20 mL    
h) Média das três medidas    
i) Desvio de cada medida em relação a média; 1ª    
2ª    
3ª    
j) Média dos desvios    
k) Valor da medida ( ± ) mL ( ± ) mL 
 
C – Temperaturas 
 
1. Temperatura da água da torneira: ºC 
2. Água com gelo: a) Depois de agitada: _ ºC 
b) Com sal adicionado: ºC 
15 
 
EXPERIMENTO 1 
EQUIPE: 
TURMA: 
DATA: 
Nº DA BANCADA: 
 
Resultados: 
 
A - Massas 
1. Segure em suas mãos os três materiais relacionados abaixo e avalie qual o mais pesado e qual o 
mais leve. Numere-os de 1 a 3, sendo 1 o mais pesado. 
 
Material Ordem da massa 
estimada 
Massa medida Ordem real (medi- 
da) 
Rolha de borracha      
Rolha de vidro      
Cadinho de Porcelana      
 
2. Massa do béquer pequeno: g 
Massa do béquer mais 50 gotas de água: g 
Massa de 50 gotas de água: g 
 
B – Volume 
 
  Proveta Pipeta 
a) Massa do béquer antes da adição de água    
b) Após a 1ª adição de 20 mL    
c) Após a 2ª adição de 20 mL    
d) Após a 3ª adição de 20 mL    
e) Massa do 1º 20 mL    
f) Massa do 2º 20 mL    
g) Massa do 3º 20 mL    
h) Média das três medidas    
i) Desvio de cada medida em relação à média; 1ª    
2ª    
3ª    
j) Média dos desvios    
k) Valor da medida ( ± ) mL ( ± ) mL 
 
C – Temperaturas 
 
1. Temperatura da água da torneira: ºC 
2. Água com gelo: a) Depois de agitada: _ ºC 
b) Com sal adicionado: ºC 
16 
 
 
Experiência 2: 
 Temperatura de fusão de uma substância 
 
1. OBJETIVOS 
Ao final desta atividade experimental espera-se que os alunos sejam capazes de: 
- Identificar compostos e determinar suas purezas usando pontos de fusão. 
- Determinar pontos de fusões usando o método gráfico da curva de resfriamento. 
- Fazer o gráfico de um fenômeno não linear. 
- Verificar as possíveis diferenças no ponto de fusão de uma mesma substância através 
de procedimentos experimentais diferentes. 
 
2. QUESTÕES DE ESTUDO 
- Como determinar a temperatura de fusão de uma substância? 
- A temperatura de fusão de um sólido é suficiente para afirmar se este sólido é uma 
substância pura? 
- Podemos caracterizar a real identidade de um sólido desconhecido utilizando apenas a 
temperatura de fusão? 
 
3. INTRODUÇÃO 
A química é a ciência da matéria e das mudanças que ela sofre. Lembrando que 
a matéria pode ser líquida, sólida ou gasosa, e é tudo o que tem massa e ocupa espaço. 
Analisada qualitativamente, a matéria é chamada de substância, possuindo uma 
composição característica que é determinada por um conjunto definido de propriedades. 
As substâncias podem ser simples (formadas por um elemento químico) ou compostas 
(formadas por vários elementos químicos), e dentre as suas propriedades destacam-se as 
propriedades físicas, que são propriedades intrínsecas a mesma quando esta é pura e são 
características que podemos observar e medir sem mudar a identidade desta substância. 
Entre as propriedades físicas de uma substância, pode-se destacar a dureza, a 
cor, o estado da matéria, a densidade e a temperatura de fusão (ponto de fusão), por 
exemplo. 
A temperatura de fusão, também denominada de ponto de fusão, é uma 
propriedade física que designa a temperatura na qual uma substância passa do estado 
sólido ao estado líquido. Nesta temperatura a substância sólida está em equilíbrio com a 
substância que dela se obtém por fusão. Para substâncias puras, quando se atinge o 
ponto de fusão, a temperatura da substância deixa de aumentar até que toda a amostra 
sob aquecimento tiver sofrido a mudança de estado (Figura 1A). A presença de 
impurezas, além de diminuírem o ponto de fusão, faz com que a temperatura varie 
durante a fusão (Figura 1B). 
17 
 
 
 
 
Figura 1. Curva de aquecimento de (A) uma substancia pura e (B) uma impura. [S: sólido; L: 
líquido; T.F.: temperatura de fusão]. 
 
A temperatura de fusão está relacionada com a pureza da substância sólida e 
uma variação de ± 0,50 ºC na temperatura de fusão em relação ao valor aceito na 
literatura indica que se trata de uma substância “pura”. A adição de impurezas aumenta 
o intervalo de ponto de fusão e reduz a temperatura na qual se inicia a fusão, logo, 
quanto mais estreito for o intervalo de ponto de fusão, mais puro será o material. 
O processo de mudança de estado físico, do sólido para o líquido (fusão) está 
associado às alterações nas ligações químicas intermoleculares. A temperatura de fusão 
de uma determinada substância pura é bem definida, porém é importante ressaltar que a 
temperatura de fusão não é um parâmetro suficiente para caracterizar uma determinada 
substância. Por exemplo, dois compostos diferentes como o p-terc-butil fenol (C10H14O) 
e fenantreno (C14H10) apresentam o mesmo valor da temperatura de fusão (101ºC). 
Assim, outras análises devem ser realizadas para a caracterização de uma substância 
pura. 
Considerando que cada 1% de impureza diminui aproximadamente o ponto de 
fusão de 1 ºC, e de posse do conhecimento de que um composto A possui temperatura 
de fusão de 86 ºC, mas foi observado experimentalmente que durante o aquecimento ele 
fundiu no intervalo entre 79 e 86 ºC, pode-se afirmar que esta amostra apresenta 7% de 
impurezas e pureza de 93%. 
Supondo que no laboratório há dois frascos com compostos conhecidos e 
devidamente identificados (A e B) e um terceiro frasco sem identificação todos com 
temperatura de fusão 86 ºC, é possível realizar a identificação da amostra desconhecida 
apoiado no fato de que as contaminações diminuem a temperatura de fusão. Deve-se 
misturar uma pequena quantidade do composto desconhecido com A, e depois com B, e 
determinar a temperatura de fusão de ambas as misturas efetuadas. Se, por exemplo, a 
mistura do composto desconhecido com A, funde a exatamente 86ºC enquanto a mistura 
do composto desconhecido com B funde no intervalo de 79-83ºC, temos uma forte 
indicação de que o frasco sem rótulo contém o composto A. 
18 
 
 
 
3.1 Rendimentos na purificação de uma substância 
Os rendimentos na obtenção e na purificação de uma substância são 
extremamente importantes do ponto de vista econômico, especialmente numa indústria. 
A porcentagem de recuperação é calculada dividindo a quantidade de amostra 
recristalizada pela massa inicial, e multiplicando o resultado por 100%. 
 
3.2 Determinação experimental do intervalo de fusão 
A partir da técnica de determinação do ponto de fusão, obtém-se curvas de 
aquecimento e resfriamento de um composto. Tanto o aquecimento como o resfriamento 
devem ser lentos. Melhores resultados são obtidos com o resfriamento, isto porque o 
controle sobre o calor fornecido é geralmente mais difícil, resultando numaquecimento 
muito rápido. Os valores das temperaturas são obtidos em pequenos intervalos de tempo 
e colocados num gráfico: temperatura versus tempo, como mostram as Figuras 1A e 1B. 
Em uma técnica de determinação do ponto de fusão, utilizada em trabalhos de 
rotina, uma quantidade bem pequena de amostra é colocada em um tubo capilar preso a 
um termômetro imerso em um líquido. O tubo é aquecido e observam-se as 
temperaturas de fusão inicial e final. Essas duas temperaturas são anotadas como um 
intervalo de temperatura de fusão (por exemplo, 93,2 – 96,0ºC). 
 
4. PRÉ-LABORATÓRIO 
1) Como as impurezas geralmente afetam a temperatura de fusão de uma amostra? 
2) Ao recristalizar 3,5 g de uma amostra de naftaleno (intervalo de fusão 74-77 ºC) são 
obtidos 2,8 g de material purificado (ponto de fusão 80 ºC). Qual o rendimento dessa 
purificação? Qual era aproximadamente a pureza da amostra de naftaleno? 
3) Ácido cinâmico e uréia fundem a 135 ºC. O ponto de fusão de uma substância 
desconhecida X, foi determinado e o valor encontrado foi 135ºC. Quando X é misturada 
com uréia, a fusão ocorre no intervalo de 123-128 ºC. É possível identificar a amostra x 
com essa informação? Se não, quais testes devem ser feitos? 
 
 
5. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
Determinação da temperatura de fusão de uma amostra de naftaleno (C10H8) a 
partir de uma curva de aquecimento e de uma curva de resfriamento. 
 
5.1 Curva de aquecimento 
1- Coloque uma chapa de aquecimento sobre a base de um suporte universal, de modo 
que fique firme. Sobre a chapa de aquecimento coloque um béquer de 600 mL com a 
água. Dentro do béquer, coloque o tubo de ensaio com naftaleno e o termômetro, fixado 
com uma garra ao suporte universal de modo a ficar submerso totalmente na água e sem 
encostar no fundo do béquer (Figura 2). 
 
19 
 
 
Figura 2. Montagem experimental para determinação do ponto de fusão no tubo de ensaio. 
 
Obs.1: No início do aquecimento, não tente mexer o termômetro que está preso ao 
naftaleno sólido, pois poderá quebrá-lo. 
2- Ligue a chapa de aquecimento e inicie o aquecimento lentamente. Quando a 
temperatura do sistema atingir 60 ºC, comece a anotar os valores de temperatura a cada 
0,5 minutos na folha de dados, até atingir 90 ºC. A partir do momento que o termômetro 
ficar solto, use-o para agitar levemente a massa em fusão. Quando a temperatura atingir 
90 ºC desligue a chapa de aquecimento, mas mantenha o conjunto fixo ao suporte 
universal, pois em seguida será acompanhado o resfriamento do naftaleno. 
Obs.2: Lembre-se de anotar a temperatura em que se inicia a fusão do sólido. 
 
5.2 Curva de resfriamento 
1- Sem retirar o tubo de ensaio com naftaleno de dentro do béquer, anote a temperatura 
de resfriamento do naftaleno a cada 0,5 minutos até atingir 60 ºC. Com o termômetro 
agite (com cuidado, para não quebrar o termômetro) a massa fundida de naftaleno, até o 
início da solidificação. 
2- Anote a temperatura a cada 0,5 minutos até atingir 60 ºC. 
 
 
 
6. QUESTIONÁRIO: 
 
1. Tratamento dos dados experimentais 
 Em uma mesma folha de papel milimetrado (veja nos anexos para 
imprimir), desenhe a curva de aquecimento e a curva de resfriamento. 
Coloque no eixo das abscissas o tempo e no eixo das ordenadas os 
valores das temperaturas obtidas nos experimentos. 
 Faça o gráfico traçando a curva pelos pontos médios dos valores 
experimentais, ou seja, não una todos os pontos, mas apenas trace uma 
curva média. 
 Explique o tipo de comportamento observado (regiões das curvas) para 
a variação de temperatura com o tempo, na fusão e na solidificação, e 
apresente no item resultados e discussão do seu relatório. 
 
2. O que indicam os patamares nas curvas que você desenhou? 
20 
 
3. Que intervalos de temperatura ocorrem a fusão e a solidificação? 
4. O ponto de fusão do naftaleno puro é 80,5 ºC (valor publicado no Handbook Of 
Chemistry and Phisics, CRC). Baseado nos seus resultados, a sua amostra de 
naftaleno era pura? Explique sua resposta. Qua a percentagem de pureza? 
5. Por que o aquecimento deve ser lento durante a obtenção da curva de aquecimento? 
6. Durante o resfriamento, por que é importante a agitação? 
7. Ácido esteárico (ácido octadecanoico) e lidocaína (um anestésico) possuem o mesmo 
ponto de fusão (69 ºC). Usando pontos de fusão como a única técnica de 
identificação, como você distinguirá se o conteúdo de um frasco sem rótulo é ácido 
esteárico ou lidocaína? Lembre-se que ambos têm o mesmo ponto de fusão e que 
amostras puras dos dois produtos estão disponíveis. 
21 
 
 
FOLHA DE DADOS 
 
Experiência 2: Temperatura de fusão de uma substância 
EQUIPE: ___________________________ TURMA: ________ 
DATA: Nº DA BANCADA: 
 
 
CURVA DE AQUECIMENTO CURVA DE RESFRIAMENTO 
Tempo 
(min.) 
Temperatura 
(ºC) 
Tempo 
(min.) 
Temperatura
(ºC) 
Tempo 
(min.) 
Temperatura 
(ºC) 
Tempo 
(min.) 
Temperatura 
(ºC) 
0,0 60 17,0   0,0 90 17,0  
0,5   17,5   0,5 17,5  
1,0   18,0   1,0 18,0  
1,5   18,5   1,5 18,5  
2,0   19,0   2,0 19,0  
2,5   19,5   2,5 19,5  
3,0   20,0   3,0 20,0  
3,5   20,5   3,5 20,5  
4,0   21,0   4,0 21,0  
4,5   21,5   4,5 21,5  
5,0   22,0   5,0 22,0  
5,5   22,5   5,5 22,5  
6,0   23,0   6,0 23,0  
6,5   23,5   6,5 23,5  
7,0   24,0   7,0 24,0  
7,5   24,5   7,5 24,5  
8,0   25,0   8,0 25,0  
8,5   25,5   8,5 25,5  
9,0   26,0   9,0 26,0  
9,5   26,5   9,5 26,5  
10,0   27,0   10,0 27,0  
10,5   27,5   10,5 27,5  
11,0   28,0   11,0 28,0  
11,5   28,5   11,5 28,5  
12,0   29,0   12,0 29,0  
12,5   29,5   12,5 29,5  
13,0   30,0   13,0 30,0  
13,5   30,5   13,5 30,5  
14,0   31,0   14,0 31,0  
14,5   31,5   14,5 31,5  
15,0   32,0   15,0 32,0  
15,5   32,5   15,5 32,5  
16,0   33,0   16,0 33,0  
16,5   33,5   16,5 33,5  
 
 
22 
 
FOLHA DE DADOS 
 
Experiência 2: Temperatura de fusão de uma substância 
EQUIPE: ____________________________ TURMA: _______ 
DATA: Nº DA BANCADA: ____ 
 
 
CURVA DE AQUECIMENTO CURVA DE RESFRIAMENTO 
Tempo 
(min.) 
Temperatura 
(ºC) 
Tempo 
(min.) 
Temperatura
(ºC) 
Tempo 
(min.) 
Temperatura 
(ºC) 
Tempo 
(min.) 
Temperatura 
(ºC) 
0,0 60 17,0   0,0 90 17,0  
0,5   17,5   0,5 17,5  
1,0   18,0   1,0 18,0  
1,5   18,5   1,5 18,5  
2,0   19,0   2,0 19,0  
2,5   19,5   2,5 19,5  
3,0   20,0   3,0 20,0  
3,5   20,5   3,5 20,5  
4,0   21,0   4,0 21,0  
4,5   21,5   4,5 21,5  
5,0   22,0   5,0 22,0  
5,5   22,5   5,5 22,5  
6,0   23,0   6,0 23,0  
6,5   23,5   6,5 23,5  
7,0   24,0   7,0 24,0  
7,5   24,5   7,5 24,5  
8,0   25,0   8,0 25,0  
8,5   25,5   8,5 25,5  
9,0   26,0   9,0 26,0  
9,5   26,5   9,5 26,5  
10,0   27,0   10,0 27,0  
10,5   27,5   10,5 27,5  
11,0   28,0   11,0 28,0  
11,5   28,5   11,5 28,5  
12,0   29,0   12,0 29,0  
12,5   29,5   12,5 29,5  
13,0   30,0   13,0 30,0  
13,5   30,5   13,5 30,5  
14,0   31,0   14,0 31,0  
14,5   31,5   14,5 31,5  
15,0   32,0   15,0 32,0  
15,5   32,5   15,5 32,5  
16,0   33,0   16,0 33,0  
16,5   33,5   16,5 33,5  
 
23 
 
Experiência 3: 
Determinação de calor de reação e de calor de solidificação 
 
1. OBJETIVOS 
Ao final desta aula experimental espera-se que o aluno seja capaz de: 
• Compreender o funcionamento de um calorímetro. 
• Comparar o calor liberado na combustão de uma vela com o calor envolvido 
na mudança de estado de uma substância (cera). 
• Aplicar a Lei de Hess para o cálculo do calor de reação. 
 
2. QUESTÕES DE ESTUDO 
- Como medir o calor liberado por uma determinada massa de vela? 
- Há absorção ou liberação de calor na mudança de estado físico de líquido para sólido 
em uma vela? Como proceder experimentalmente para responder a esta pergunta? 
 
3. INTRODUÇÃO 
 
3.1. Calorimetria 
As transformações químicas e físicas envolvem mudanças ou trocas de energia e 
a calorimetria estuda as trocas de energia entre corpos ou sistemas quando essas trocas 
se dão na forma de calor. O calor é uma forma de energia transferida em conseqüência 
de uma diferença de temperatura, podendo ser medido emum calorímetro que, de forma 
sintética, é definido como um recipiente com paredes isolantes. 
A partir de um bom isolante térmico, supõe-se que não exista troca de calor entre 
o calorímetro e o meio ambiente. Na Figura 1 é apresentada a ilustração dos 
componentes de um calorímetro, incluindo um termômetro para medir a variação da 
temperatura no interior do calorímetro. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 1. Representação dos componentes de um calorímetro. 
 
 
A quantidade de calor transferida devido a uma diferença de temperatura 
depende da quantidade do material, da identidade do material que ganha ou perde calor 
e da magnitude da variação da temperatura. Diretamente relacionado à identidade do 
material está o calor específico (c), que é definido como a quantidade de calor (em 
calorias) necessária para elevar a temperatura de um grama (1,0 g) do material em 
estudo, em um grau Celsius (1,0 ºC). 
 
 
24 
 
O calor específico (c) pode ser medido em um calorímetro, e na Tabela 1 são 
apresentados alguns materiais e seus respectivos calores específicos. 
Tabela 1. Calor específico de alguns materiais. 
 
Materiais Calor específico (cal g−1 ºC−1) 
Pb 0,038 
Sn 0,052 
Ag 0,056 
Cu 0,092 
Zn 0,093 
Fe 0,11 
Vidro 0,12 
NaCl (sólido) 0,21 
Al 0,22 
Etanol 0,59 
Água 1,00 
 
Note que a unidade para calor específico é dada em caloria por grama por grau 
Celsius, indicando que seria necessária uma caloria para elevar em 1,0 ºC a temperatura 
de um grama de água. Portanto, uma pequena quantidade de água é capaz de absorver 
grande quantidade de calor, ou seja, resultando em pequena variação de temperatura na 
água. Por outro lado, para o ferro seriam necessárias apenas 0,11 calorias para elevar em 
1,0 ºC a temperatura de um grama desse metal. 
Quando uma determinada massa de um material sofre uma variação de 
temperatura, o calor necessário para essa mudança térmica pode ser calculado pela 
expressão Q = m c ΔT, onde: Q = calor envolvido no processo; m = massa do material, 
em grama; c = calor específico; ΔT = variação de temperatura (temperatura final – 
temperatura inicial). 
 
Exemplo 1. Suponha que 20 g de água sejam aquecidos, de modo que a temperatura 
varie de 20 ºC para 25 ºC. Calcule o calor absorvido no processo. 
Q = (20,0 g) x (1,00 cal g−1 ºC−1) x (5,00 ºC)Q = 100,0 cal. 
Portanto, 100,0 cal seriam absorvidas pela massa de 20,0 g de água. 
 
Pode-se determinar o calor específico de um metal utilizando um calorímetro 
contendo água, adicionando neste uma massa conhecida do metal a uma determinada 
temperatura e a uma quantidade de água conhecida. Considerando o princípio da 
conservação da energia, supõe-se que a partir de um metal quente, todo o calor do 
metal será transferido para a água e assim enquanto que o metal diminui a temperatura, 
a água terá a sua temperatura elevada. Portanto, utiliza-se a seguinte igualdade: 
 
Qmetal = Qágua  (m.c.ΔT)metal = (m.c.ΔT)água  cmetal = (m.c.ΔT)água / (m.ΔT)metal 
 
Medidas efetuadas desta forma estão sujeitas a conter erro (de medida, do 
método, do equipamento, erro pessoal, etc.), mas é desta forma que se deve trabalhar no 
laboratório. Partindo-se de uma hipótese otimista, tenta-se minimizar os erros 
(principalmente o erro do operador do experimento) para posteriormente comparar os 
dados obtidos experimentalmente com os dados previstos inicialmente. 
 
25 
 
Exemplo 2. Aqueceu-se 50,03 g de um metal até 100,0 ºC, misturando-os em seguida 
com 40,11 g de água a 21,5 ºC. A temperatura final do sistema (metal + água) do 
experimento atingiu 30,6 ºC. Identifique o metal. 
Qágua = (40,11 g) x (1,00 cal g−1 ºC−1) x (30,6 – 21,5 ºC) = 365,0 cal. 
Considerando que o calor perdido pelo metal = calor recebido pela água 
cmetal = (365,0 cal) / (50,03 g) x (100,0 – 30,6 ºC) = 0,105 cal g−1 ºC−1 ≈ Ferro. 
 
Na Figura 2 é representado um calorímetro rústico, que consiste de uma lata 
pequena com água e uma lata maior usada como suporte e para minimizar a perda de 
calor pelo movimento do ar. 
 
 
 
Figura 2. Representação da montagem de um calorímetro rústico. 
 
3.2. Entalpia 
 
As transferências de calor a pressão constante, tal como a pressão atmosférica, 
podem ser obtidas pela entalpia (H), que é uma função de estado e denota a quantidade 
de energia envolvida em um processo. A origem desta energia é obtida pela variação da 
entalpia (∆H), que é calculada por: 
 
∆H = ∆U + p∆V 
 
Onde, ∆U é a variação da energia interna, ∆V é a variação do volume e p é a pressão. 
 
A partir da primeira lei da termodinâmica temos que ∆U = q + w (q é a energia 
fornecida na forma de calor e w é a energia fornecida como trabalho). Logo, 
∆H = q + w + p∆V 
 
Se o sistema só pode executar trabalho de expansão (w = - pext ∆V) teremos, 
∆H = q -pext ∆V + p∆V 
A maioria das reações químicas ocorre à pressão constante, em reatores abertos 
para a atmosfera. Nestas situações a pressão é igual à pressão atmosférica (p = pext) e o 
calor que elas fornecem ou utilizam pode ser igualado à variação de entalpia do sistema: 
∆H = q - pext ∆V + pext ∆V 
∆H = q 
 
26 
 
Obs.: A unidade SI para calor é J (joules), logo a variação da entalpia será obtida em J. 
Para facilitar as operações matemáticas costuma-se transformar a unidade joules (J) em 
quilojoules (kJ). 
Para um processo endotérmico, que absorve calor do sistema, a variação de 
entalpia é maior que zero (∆H > 0). Já para um processo exotérmico, que libera calor 
para o sistema, a entalpia será menor que zero (∆H < 0). 
 
3.3. Entalpia padrão de reação 
 
Todas as reações químicas são acompanhadas por transferência de energia, na 
forma de calor. O calor liberado ou absorvido depende do estado físico dos reagentes e 
produtos, e das condições sob as quais a reação ocorre. A variação de entalpia (∆H) 
obtida sob condições controladas é chamada de entalpia padrão de reação (∆Hºr), ou 
entalpia padrão de formação (∆Hºf), sendo os valores tabelados e disponíveis na 
literatura especializada (Tabela 2). Por exemplo, ao descrever a combustão do metano 
podemos escrever duas equações termoquímicas diferentes, com diferentes conjuntos de 
produtos e diferentes valores de entalpia padrão de reação: 
 
CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2 H2O (g) ∆Hº = - 802 kJ/mol 
CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2 H2O (l) ∆Hº = - 890 kJ/mol 
 
 
Tabela 2: Valores de entalpia padrão de formação à 25 °C 
 
Substância ΔHºf (kJ/mol) Substância ΔHºf (kJ/mol) 
CH4 (g) -74,8 H2O2 (l) -187,6 
CH3OH (l) -239,0 H2S (g) -20,6 
C2H2 (g) +226,0 H2SO4 (l) -814,0 
C2H4 (g) +52,3 NH3 (g) -46,1 
C2H6 (g) -84,6 NaCl (s) -412,1 
CO (g) -110,5 Na2O (s) -415,9 
CO2 (g) -393,5 O3 (g) +143,0 
HCl (g) -92,3 SO2 (g) -296,8 
H2O (g) -241,8 NH4Cl (s) -314,4 
H2O (l) -285,8 SO3 (g) -395,7 
 
 
3.4. Lei de Hess 
 
Considerando que a entalpia é uma função de estado, o ∆H é independente 
do caminho entre os estados inicial e final. Neste contexto aplica-se a Lei de Hess, a 
qual estabelece que a variação da entalpia para uma reação pode ser escrita como a 
diferença entre a entalpia dos produtos e dos reagentes. O calor de reação é igual 
à soma dos calores de formação dos produtos menos a soma dos calores de formação 
dos reagentes: 
 
ΔHºreação = Σ(ΔHºf) produtos – Σ(ΔHºf) 
reagentes 
 
27 
 
A Lei de Hess também afirma que a entalpia total da reação é a soma 
das entalpias de reação das etapas em que a reação pode ser dividida. Por 
exemplo, a oxidação do carbono na forma de grafita (C(s)) para dióxido de 
carbono pode ser imaginada em duas etapas. A oxidação do carbono a monóxido de 
carbono: 
 
C (s) + ½ O2 (g) CO (g) 
 
e posteriormente a oxidação do monóxido de carbono a dióxido de carbono: 
 
CO (g) + ½ O2 (g) CO2 (g) 
 
Este processo em duas etapas é um exemplo de uma sequência de reações, 
onde os produtos de uma etapa são os reagentes da etapa posterior. A equação da 
reação total é a soma das equações das etapas intermediárias: 
 
C (s) + ½ O2 (g) CO (g) ∆H = -110,5 kJ/mol 
CO (g)+ ½ O2 (g) CO2 (g) ∆H = - 283,0 kJ/mol 
C (s) + O2 (g) CO2 (g) ∆H = - 93,5 kJ/mol 
 
Nesta experiência será possível comparar o valor do calor liberado em uma 
reação química de oxirredução (a combustão de uma vela), com o valor do calor liberado 
em um processo físico (a solidificação da cera de uma vela) no calorímetro rústico. 
O calor liberado na reação química provém do balanço energético entre a ruptura 
de ligações químicas intramoleculares (ligações entre átomos na molécula) nos 
reagentes e a formação de novas ligações, no produto da reação. Para o rompimento de 
ligações químicas, as moléculas absorvem energia, mas, com a formação de ligações há 
liberação de energia. Se o saldo na reação for à liberação de calor para o meio ambiente, 
temos uma reação exotérmica (ΔH<0), caso contrário, será endotérmica (ΔH>0). Por 
outro lado, o calor envolvido em um processo de mudança de estado físico está 
relacionado com mudanças nas ligações intermoleculares (entre moléculas) e nesse 
caso, a solidificação da cera líquida de uma vela também deverá liberar calor. 
 
4. PRÉ-LABORATÓRIO 
 
1. Dadas duas amostras de etanol e água, com massas iguais. Qual desses dois líquidos 
irá absorver mais calor? Por quê? 
 
2. Calcule ΔHº para a combustão do acetileno, C2H2 a 25 ºC. Admita que são formados 
CO2 gasoso e H2O líquido. Utilize a Tabela 1, calores de formação a 25 ºC. 
 
3. O dióxido de enxofre, SO2, é um gás poluente existente em regiões industriais. Ele 
pode ser removido e oxidado a anidro sulfúrico, SO3, que tem importância comercial. 
Calcule o ΔHº por mol para a reação de SO2 com O2 (g): 
2 SO2 (g) + O2 (g) →2 SO3 (g) 
 
 
 
 
28 
 
4. Calcule a variação de entalpia padrão a 25 ºC (ΔHº) que acompanha a reação de 39,2 
g de SO3 com suficiente quantidade de água: 
SO3 (g) + H2O (l)→ H2SO4 (l) 
 
5. A reação abaixo é uma das que ocorrem no processo de redução do ferro na produção 
de aço nos alto-fornos: 
Fe2O3 (s) + 3 CO (g) → 2 Fe (s) + 3 CO2 (g) 
Determine ΔHº para esta reação a 298 K, dados os valores de ΔHº para as reações: 
3 Fe2O3 (s) + CO (g) → 2 Fe3O4 (s) + CO2 (g) ΔHº = - 46,6 kJ/mol 
FeO(s) + CO (g) → Fe (s) + CO2 (g) ΔHº = 9,0 kJ/mol 
Fe3O4 (s) + CO (s)→ 3 FeO(s) + CO2 (g) ΔHº = - 41,0 kJ/mol 
 
6. A reação que ocorre durante a descarga de uma bateria típica de automóvel é: 
Pb(s) + PbO2 (s) + 2 H2SO4(aq) → 2 PbSO4(s) + 2 H2O(l) 
Determine o ΔHº para a reação utilizando a seguinte informação: 
SO3(g) + H2O(l) → H2SO4(aq) ΔHº = -133 kJ/mol 
Pb(s) + PbO2(s) + 2 SO3(g) → 2 PbSO4(s) ΔHº = -775 kJ/mol 
 
7. A combustão de 1,048 g de benzeno, C6H6 (l), em uma bomba calorimétrica submersa 
em 826 g de água, aumentou a temperatura da água de 23,64 °C para 33,70 °C. O 
equivalente em água do calorímetro é 216,00 g de água. 
a) Escreva a equação balanceada para a reação de combustão. Assuma que os únicos 
produtos formados são CO2(g) e H2O(l). 
b) Calcule o calor de combustão do benzeno em kcal/g, kcal/mol, kJ/g e kJ/mol. 
 
8. Nessa experiência você usa um calorímetro bem simples. Os resultados que você 
obter serão maiores ou menores do que aqueles que seriam obtidos se utilizasse um 
calorímetro melhor? Por quê? 
 
 
5. PARTE EXPERIMENTAL 
Na primeira parte da experiência será determinado o calor de combustão da vela 
(o calorímetro será uma lata) e na segunda parte será determinado o calor de 
solidificação da cera da vela (o calorímetro será um béquer). 
Obs.: Considere que o calor liberado nesses processos será transferido para a água no 
calorímetro, aumentando a sua temperatura. Entretanto, de fato, uma parte do calor se 
dissipa para o ambiente, levando a um erro experimental e isso deverá ser discutido. 
 
5.1. Calor de Combustão da Vela 
1. Pese a vela com o suporte, a lata vazia e a lata preenchida com água (não precisa ser 
água destilada, podendo ser água da torneira) até cerca de 2/3 do seu volume. 
Massa da vela com o suporte: g Massa 
da lata vazia: g 
Massa da lata com água: g 
Obs.: Utilize sempre a mesma balança. 
 
2. Monte o calorímetro de lata, conforme a Figura 2, e meça a temperatura da água. 
Temperatura da água antes do aquecimento: _ ºC 
29 
 
 
3. Acenda a vela e deixe aquecer a água do calorímetro (a lata pequena) durante mais ou 
menos 5 minutos. Após esse intervalo de tempo, apague a vela soprando-a 
cuidadosamente para não perder massa. Agite a água devagar, com o termômetro, até 
que a temperatura pare de subir. Anote então a temperatura mais alta que o termômetro 
marcar e pese novamente a vela com o suporte para você ter a massa de cera utilizada 
na reação de combustão. 
Massa da vela com suporte depois de queimar: g 
Temperatura da água depois do aquecimento: ºC 
 
5.2. Calor de solidificação da vela 
O calor liberado durante a solidificação da vela será transferido para a água do béquer 
aumentando a temperatura. 
 
1. Pese o tubo de ensaio com a cera, com precisão de 0,01 g. A massa do tubo de ensaio 
vazio deverá estar anotada no próprio tubo. 
Massa do tubo de ensaio com cera: g 
Massa da cera: g 
 
2. Coloque o tubo de ensaio com a cera dentro de um suporte adequado acomodado 
num banho de água sob aquecimento. Este é um procedimento de aquecimento indireto, 
ou seja, aquece-se a água que irá transferir calor para a cera, denominado banho-maria. 
Portanto, o objetivo desta parte é o de fundir a cera da vela, preparando-a para o 
próximo passo. 
 
3. Pese um béquer vazio com precisão de 0,01g. Esse béquer será o calorímetro 
utilizado nesta parte do experimento. Coloque água suficiente para cobrir a cera contida 
no tubo de ensaio, conforme ilustrado na Figura 3. Meça a temperatura da água e pese o 
béquer com a água. 
Massa do béquer vazio: g Massa do 
béquer com água: g 
Massa da água: g 
Temperatura da água antes do aquecimento: ________ ºC 
 
 
 
Figura 3. Montagem do calorímetro no béquer. 
 
Retire o tubo de ensaio com a cera líquida do banho-maria, seque a parte molhada com 
papel toalha e espere até que o primeiro sinal de solidificação apareça (a cera começa a 
apresentar manchas opacas). Quando isso acontecer, coloque rapidamente no béquer 
30 
 
(que serve de calorímetro) o tubo com a cera, agitando levemente a água com o próprio 
tubo de ensaio até notar que a temperatura parou de subir. Anote então a temperatura. 
Temperatura da água depois do aquecimento: ______ ºC 
 
 
 
 
 
6. QUESTIONÁRIO: 
1. Utilize o valor para o calor específico da lata, c = 0,10 cal/g ºC. Considerando que o 
calor liberado pela combustão da vela é totalmente absorvido pela água e pela lata, 
calcule a quantidade total de calor liberado nessa reação. Expresse o resultado em kJ/g 
(1 cal = 4,18 Joule) e também em kJ/mol (considere como cera o composto C25H52). 
Expresse o resultado na forma da combustão, variação da entalpia de combustão, 
ΔHcombustão (em que ΔH = - calor liberado a pressão constante, que foi o caso dessa 
experiência). Compare esse resultado com o valor publicado na literatura (ΔHcombustão = 
- 14800 kJ/mol) e discuta. 
 
2. Apresente os dados e os cálculos para o valor do ΔHsolidificação da cera (considere como 
cera o composto C25H52) da vela em kJ/g e em kJ/mol. Compare esse valor com o valor 
para o ΔHcombustão da cera da vela e discuta os seus resultados. 
 
 
31 
 
FOLHA DE DADOS 
 
Experiência 3: Determinação de calor de reação e de calor de solidificação 
EQUIPE: TURMA: 
DATA: Nº DA BANCADA: 
 
Parte A: Calor de combustão: 
Massa da vela com suporte antes de queimar (g): ______ 
Massa da vela com suporte depois de queimar (g): ______ 
Massa da lata vazia (g): ______ 
Massa da lata com água (g): ______ 
Temperatura da água antes do aquecimento (ºC): ______ 
Temperatura da água depois do aquecimento (ºC): ______ 
 
Parte B: Calor de solidificação 
Massa do tubo de ensaio (g): ______ 
Massa do tubo de ensaio com cera (g): ______ 
Massa do béquer vazio (g): ______ 
Massa do béquer com água (g): ______ 
Temperatura da água antes do aquecimento (ºC):______ 
Temperatura da água depois do aquecimento (ºC): ______ 
32 
 
FOLHA DE DADOS 
Experiência 3: Determinação de calor de reação e de calor de solidificação 
EQUIPE: TURMA: 
DATA: Nº DA BANCADA: 
 
Parte A: Calor de combustão: 
Massa da vela com suporte antes de queimar (g): ______ 
Massa da vela com suporte depois de queimar (g): ______ 
Massa da lata vazia (g): ______ 
Massa da lata com água (g): ______ 
Temperatura da água antes do aquecimento (ºC): ______ 
Temperatura da água depois do aquecimento (ºC): ______ 
 
Parte B: Calor de solidificação 
Massa do tubo de ensaio (g): ______ 
Massa do tubo de ensaio com cera (g): ______ 
Massa do béquer vazio (g): ______ 
Massa do béquer com água (g): ______ 
Temperatura da água antes do aquecimento (ºC): ______ 
Temperatura da água depois do aquecimento (ºC): ______ 
 
33 
 
Experiência 4: 
Solubilidade 
 
1. OBJETIVOS 
 
No final desta experiência, espera-se que o aluno seja capaz de: 
Identificar algumas variáveis que afetam a solubilidade. 
Utilizar técnicas simples de extração, recristalização e filtração. 
 
2. INTRODUÇÃO 
 
Suponha que tenha sobre sua bancada dois béqueres, cada um com 100 mL de água a 25 ºC, além 
de cloreto de sódio (NaCl) e acetanilida para serem dissolvidos. Adicionando NaCl ao 1º béquer e 
misturando bem, você conseguirá dissolver cerca de 35 g deste nessa quantidade de água. Qualquer 
quantidade a mais de NaCl resultará num acúmulo de sólido no fundo do béquer, sendo portanto 
que 35 g de NaCl é a quantidade desta substância que satura 100 mL de H2O a 25 ºC. Nesta solução 
NaCl é o soluto e H2O é o solvente. Adicionado a acetanilida ao 2º béquer, você verá que apenas 
alguns miligramas serão dissolvidos até o ponto de saturação ser alcançado. 
 
Por que existe uma grande diferença na solubilidade do NaCl e da acetanilida? 
“Para que um sólido se dissolva, as forças de atração que mantêm a estrutura cristalina devem ser 
vencidas pelas interações entre solvente e soluto”. Na Figura 1 é apresentada a dissolução de um 
sólido iônico em água. 
 
 
Figura 1. Dissolução de um sólido iônico em água. 
 
No processo de solvatação aquosa, onde ocorre a dispersão de um sal como o NaCl, tantos os cá- 
tions Na+, quanto os ânions Cl− tornam-se hidratados, com energia suficiente para vencer a energia 
da rede cristalina. Solutos com polaridades próximas à polaridade do solvente dissolvem-se em 
maior quantidade do que aqueles com polaridades muito diferentes. Cloreto de sódio e água são 
substâncias muito polares, mas acetanilida é bem pouco polar. Portanto, NaCl dissolve-se em água, 
mas acetanilida tem uma solubilidade pequena em água. 
 
Resumindo, a regra é: “O semelhante dissolve semelhante”. 
 
Não é somente a natureza do soluto e do solvente que influencia na solubilidade, mas a temperatura 
também é importante. A solubilidade de quase todos os compostos orgânicos aumenta com um au- 
mento de temperatura e este fato é utilizado na técnica de purificação chamada recristalização. O 
efeito da temperatura na solubilidade dos compostos inorgânicos varia muito, enquanto muitos têm 
a solubilidade aumentada com um aumento de temperatura, alguns a têm quase diminuída, e outros, 
como o NaCl, a solubilidade basicamente não é afetada. 
34 
 
Purificação 
Os produtos químicos são extraídos de fontes naturais ou sintetizados a partir de outros 
compostos através de reações químicas. Independente da origem, as extrações ou sínteses 
raramente produzem produtos puros, e algum tipo de purificação é necessária. Convém 
observar que compostos comer- ciais apresentam diferentes graus de pureza, e frequentemente 
possuem de 90 a 95% de pureza. Para certas aplicações estas purezas podem ser satisfatórias 
enquanto que, para outras, é necessária uma pureza maior. 
As técnicas de purificação mais comuns são: extração, recristalização, destilação e 
cromatografia. Para a purificação de sólidos, o primeiro método a ser tentado é a 
recristalização. 
 
Recristalização 
A recristalização é uma técnica usada para purificar substâncias sólidas, consistindo 
essencialmente em dissolver o composto e as suas impurezas num solvente apropriado, com 
posterior precipitação do composto ou das impurezas, de forma a promover a sua separação. 
Normalmente procede-se de forma a ser o composto desejado a precipitar, sob a forma de 
cristais, os quais são depois filtrados e secos. 
Esta técnica utiliza o fato de que a solubilidade de sólidos em um solvente é diferente e 
aumenta com o aumento da temperatura do líquido. Uma solução saturada a uma determinada 
temperatura é resfriada e ao ser resfriada a solubilidade diminui com a diminuição da 
temperatura, portanto, o sólido precipita, podendo em seguida ser filtrado a seco. 
Obs.: As impurezas podem ser removidas pela filtração da solução saturada numa 
temperatura mais alta. As impurezas que são solúveis no solvente não se cristalizam mesmo na 
solução fria. 
 
3. PRÉ-LABORATÓRIO 
 
1. Por que existe uma grande diferença na solubilidade do NaCl e da acetanilida? 
 
2. Defina os seguintes termos químicos: 
a) Miscível / imiscível 
b) extração 
c) soluto 
d) eletronegatividade 
e) molécula polar / molécula não-polar 
f) ligação covalente polar / ligação covalente não-polar 
 
3. A polaridade de uma molécula diatômica é estimada pela diferença das eletronegatividades 
da ligação dos dois átomos. Quando a diferença das eletronegatividades for <= 0,4 a ligação é 
considerada covalente não-polar. Uma diferença de eletronegatividade entre 0,5 e 1,7 indica 
uma ligação covalente polar e, quando a diferença for maior do que 1,7, a ligação é chamada 
iônica. Usando os valores de eletronegatividade na tabela abaixo, classifique as ligações nas 
moléculas seguintes como covalente não polar, covalente polar ou iônica: 
 
CO N2 CaO Na2O 
I2 LiH BeH2 PH3 
CaCl2 
 
 
4. Subline os compostos que você acredita que sejam solúveis em água. Justifique suas respostas. 
a) NaCl 
b) LiBr 
c) etanol (CH3CH2OH) 
d) metano (CH4) 
e) etano (H3C-CH3) 
35 
 
f) Br2 
5. Para as moléculas poliatômicas, a polaridade de uma molécula é determinada pelas 
polaridades das ligações, e também pela geometria molecular. Embora CO2 possua ligações 
covalentes polares, a molécula é não-polar porque o momento dipolar (ou momento dipolo 
elétrico) resultante é zero, conforme mostrado abaixo: 
 
 
Por outro lado, a molécula da água é polar, pois suas ligações formam um ângulo menos do 
que 180º, não sendo linear como a molécula de CO2. Assim, a molécula da água possui um 
momento dipolar diferente de zero. 
 
Verifique cada molécula abaixo, se é polar ou não-polar. 
 
 
Tetracloreto de Carbono Clorofórmio Dissulfeto de Carbono 
 
 
 
Sulfeto de hidrogênio Amônia Metanol 
 
 
 
 
Aldeído fórmico Acetileno 
 
 
4. MATERIAL 
 
7 tubos de ensaio (sendo 1 
com rosca) 
1 tampa para um dos tubos 1-butanol 
1 béquer de 50 mL Conta-gotas Querosene 
1 béquer de 250 mL Acetanilida 
Papel filtro Funil simples Solução de iodo 
(aproximadamente a 
0,03% em massa) 
Argola de metal Bastão de vidro Etanol 
Suporte universal Bacia plástica com gelo Suporte para tubos de ensaio 
36 
 
5. PROCEDIMENTO 
 
A. Miscibilidade de líquidos 
1. Prepare as seis misturas em seis tubos de ensaio dispostos em sequência no suporte de 1 a 
6, conforme descrito abaixo. Escreva suas observações. Não esqueça de agitar cada tubo de 
ensaio, de forma a homogeneizar a mistura, antes de fazer as anotações. 
1. 2 mL de água + 1 mL de etanol 
2. 2 mL de água + 1 ml de 1-butanol 
3. 2 mL de água + 1 mL de querosene 
4. 2 mL de etanol + 1 mL de 1-butanol 
5. 2 mL de etanol + 1 mL de querosene 
6. 2 mL de 1-butanol + 1 mL de querosene 
 
B. Extração 
1. Coloque cerca de 3 mL de uma solução aquosa saturada de iodo (aproximadamente 0,03 
% de iodo em massa) num tubo de ensaio com tampa. Adicione cerca de 1mL de querosene. 
Não agite. Anote suas observações.2. Coloque a tampa no tubo e agite. Espere descansar e anote suas observações. 
 
C. Precipitação 
1. Coloque cerca de 0,5 g de acetanilida em 4 mL de etanol em um béquer pequeno e agite até 
sua dissolução. 
2. A seguir acrescente 20 mL de água destilada, agite e deixe cristalizar em um banho de gelo 
(numa bacia plástica). 
 
D. Filtração 
1. Dobre um papel de filtro duas vezes como indicado na figura abaixo e coloque-o em um funil 
de vidro. 
 
 
2. Coloque um béquer embaixo do funil, de modo que a ponta do funil toque a parede interna 
do béquer, conforme figura abaixo: 
 
 
3. Com o auxílio de uma pisseta, molhe o papel filtro com um pouco de água para fixá-lo no funil. 
4. Transporte todo o conteúdo do béquer contendo acetanilida, etanol e água, para o filtro, 
com a ajuda de um bastão de vidro. 
37 
 
5. Terminada a filtração, retire o papel de filtro com a acetanilida seca e coloque-a num frasco 
adequado. 
 
 
6. QUESTIONÁRIO 
 
1 Coloque em ordem decrescente de polaridade os quatro líquidos utilizados nesta experiência, 
começando pela água, que é mais polar. 
2. 2 mL de água são adicionados a 2 ml de outro líquido, formando um par imiscível (isto é, duas 
fases, a água e o outro liquido). O que você pode fazer experimentalmente para descobrir se a água 
constitui a fase inferior ou superior? 
3. Qual é a cor da solução de iodo e água, e de iodo e querosene? 
4. O que você observou depois de agitar a solução de iodo e água com querosene? 
5. O iodo é mais solúvel em querosene ou em água? 
6. Que evidência você utilizou para a sua resposta da questão 5? 
7. Explique sua resposta à questão 5, em termos das polaridades relativas do iodo, querosene e 
água. 
8. Explique o que você observou quando adicionou a solução de acetanilida com etanol na água. A 
acetanilida é mais solúvel em água, ou em etanol? 
 
38 
 
EXPERIÊNCIA 4 
Experiência 4: Solubilidade 
EQUIPE: 
TURMA: 
DATA: 
Nº DA BANCADA: 
 
 
A. Miscibilidade de líquidos 
  Solução Miscível Parcialmente
miscível 
Imiscível Líquido 
mais denso
1 2 mL de água + 1 mL de etanol        
2 2 mL de água + 1 mL de 1-butanol        
3 2 mL de água + 1 mL de querosene        
4 2 mL de etanol + 1 mL de 1-butanol        
5 2 mL de etanol + 1 mL de querosene        
6 2 mL de 1-butanol + 1 mL de querosene        
 
B. Extração 
Observações: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
C. Precipitação 
Observações: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
D. Filtração: 
Observações: 
 
39 
 
EXPERIÊNCIA 4 
Experiência 4: Solubilidade 
EQUIPE: 
TURMA: 
DATA: 
Nº DA BANCADA: 
 
 
A. Miscibilidade de líquidos 
  Solução Miscível Parcialmente
miscível 
Imiscível Líquido 
mais denso
1 2 mL de água + 1 mL de etanol        
2 2 mL de água + 1 mL de 1-butanol        
3 2 mL de água + 1 mL de querosene        
4 2 mL de etanol + 1 mL de 1-butanol        
5 2 mL de etanol + 1 mL de querosene        
6 2 mL de 1-butanol + 1 mL de querosene        
 
B. Extração 
Observações: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
C. Precipitação 
Observações: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
D. Filtração: 
Observações: 
 
 
40 
 
Experiência 5: 
 Cromatografia 
 
1. OBJETIVOS 
 
No final desta experiência espera-se que o aluno seja capaz de: 
• Entender os princípios e as principais aplicações da cromatografia. 
• Separar e identificar os componentes de uma mistura. 
 
2. INTRODUÇÃO 
 
A cromatografia é um método físico-químico de separação. Ela está fundamentada na migração 
diferencial dos componentes de uma mistura, que ocorre devido a diferentes interações, entre duas 
fases imiscíveis, a fase móvel e a fase estacionária. Esta técnica foi desenvolvida por Michael 
Tswett (botânico russo), no começo do século XX, passando pigmentos extraídos de plantas através 
de uma coluna cromatográfica preenchida com carbonato de cálcio (CaCO3). 
 
Dentre as aplicações das técnicas cromatográficas pode-se citar o trabalho policial-químico, onde, 
por exemplo, drogas e narcóticos podem ser identificados na urina ou em amostras de sangue 
mediante a comparação com padrões. Existem vários tipos de técnicas cromatográficas, entre as 
quais destacam-se a cromatografia em coluna, a Cromatografia Líquida de Alta Eficiência (CLAE), 
a Cromatografia de Camada Delgada (CCD), a Cromatografia Gasosa (CG) e a mais simples de 
todas que é a cromatografia em papel e que será utilizada neste experimento. 
 
Na cromatografia em geral, mas especialmente na cromatografia em papel, o conhecimento sobre a 
polaridade das moléculas presentes nas misturas que se deseja separar é muito importante. Sabe-se 
que as substâncias cujas moléculas são polares interagem com maior intensidade com solventes 
polares e substâncias apolares têm mais afinidade com solventes apolares. Assim, variando a 
polaridade do solvente, ou misturas de solventes, pode-se separar os componentes de uma amostra. 
 
Na cromatografia em papel se marca no papel com um lápis o ponto de partida da amostra a ser 
aplicada. Posteriormente o papel é colocado em um béquer fechado (cuba cromatográfica), com 
solvente suficiente para molhar apenas a parte inferior do papel, não tocando a amostra, conforme a 
Figura 1. 
 
 
Figura 1. Representação da montagem experimental da cromatografia em papel. 
 
O solvente, que também pode ser chamado de eluente, sobe por capilaridade pelo papel separando 
os componentes da mistura (Figura 2). As manchas dos componentes da mistura deslocam-se sobre 
o papel de acordo com a afinidade com o solvente que é utilizado ou a capacidade de se absorverem 
sobre o papel. Na Figura 3 é apresentado um cromatograma em papel com 4 compostos (A, B, C e 
D) e com 4 misturas desses compostos (i, ii, iii e iv), permitindo que sejam identificados os 
41 
 
componentes da mistura por comparação com seus padrões. 
 
 
 
 
Figura 2. Corrida Cromatográfica. 
Figura 3. Separação das Amostras 
 
A separação dos componentes de uma mistura neste tipo de cromatografia está baseada nas 
diferenças da força com que os componentes de uma mistura são adsorvidos na fase estacionária e 
quanto eles são solúveis na fase móvel. Os componentes com menor capacidade de adsorver na fase 
estacionária e melhor solubilidade na fase móvel têm um deslocamento mais rápido ao longo do 
papel. De outra parte, os componentes melhor adsorvidos na fase estacionária e com menor 
afinidade com a fase móvel serão consequentemente retidos e terão uma movimentação mais lenta. 
 
Alguns outros fatores, como a presença de carga eletrônica em algum composto da mistura, também 
influenciam nas interações do soluto com as duas fases. Porém, basicamente o processo de 
separação envolve a interação dos solutos com as duas fases. Resumindo, temos que os vários 
componentes de uma mistura, devido a diferentes interações com a fase estacionária e móvel, são 
separados em seus componentes, mas para se reproduzir uma análise cromatográfica precisamos 
utilizar as mesmas condições experimentais. 
 
Alguns termos utilizados na cromatografia 
 
• Suporte de apoio: material sobre o qual fica retida a fase estacionária, no caso da 
cromatografia em papel é o próprio papel filtro. 
• Fase móvel: líquido ou mistura de líquidos que sobe por capilaridade pelo papel arrastando 
os solutos aplicados no papel. Este líquido ou mistura de líquidos é o que se denominou acima de 
solvente ou eluente. 
• Cromatograma: papel que apresenta as substâncias separadas. 
• Revelador ou agente cromogênico: agente físico ou químico que possibilita visualizar 
substâncias separadas pela cromatografia em papel. 
 
A razão entre a distância percorrida pelo composto (da origem ao centro da mancha) e a distância 
percorrida pelo solvente é constante e denotado por Rf, ou seja, 
 
 
Onde: 
C = distância percorrida pelo composto, da origem ao centro da mancha. 
S = distância percorrida pelo solvente da origem a linha superior (linha do solvente). 
42 
 
Rf = razão de frente do solvente/ fator de retardamento (valor característico de uma determinada 
substância). 
 
 
3. PRÉ-LABORATÓRIO 
 
1.Em um cromatograma de papel, uma mancha vermelha desloca-se 6,0 cm da origem enquanto a 
linha do solvente desloca-se 9,0 cm. Qual é o valor do Rf para essa mancha? 
 
2. Os valores do Rf de compostos polares aumentam ou diminuem quando a polaridade do solvente 
aumenta? Por quê? 
 
3. Dois cromatogramas de uma mesma substância são obtidos sob as mesmas condições, exceto que 
um é deixado correr por 10 minutos e o outro por 20 minutos. Serão os valores de Rf diferentes? 
Explique sua resposta. 
 
4. Por que é importante fazer manchas bem pequenas na obtenção de um cromatograma? 
 
 
4. MATERIAL 
 
Etanol Acetona Amônia 2 M 
1-Butanol HCl 6 M Amônia 6 M 
2 béqueres 1 béquer 500 mL 2 pedaços de papel-filtro 
1 jogo de canetinhas tubos capilares Soluções de íons metálicos 
Régua Grampeador Secador de cabelos 
 
 
5. PROCEDIMENTO 
 
A. Utilização da tinta de canetinha hidrocor. 
1. Para esta etapa utilize um papel-filtro retangular com 9,5 x 15,0 cm de dimensões. 
Utilizando uma régua, trace uma linha reta com um lápis a 1,5 cm das extremidades do papel- 
filtro. Marque, em uma das extremidades, seis pontos equidistantes com um lápis ao longo da reta, 
numerando-os de 1 a 6. 
2. Faça pequenos pontos com cada uma das canetas seguindo uma ordem de cores (vermelho, azul, 
amarelo, verde, marrom, preto). 
 
3. Enrole o papel na forma de um cilindro e coloque grampos para manter a forma de 
cilindro, deixando um pequeno espaço (± 1 mm) entre as duas extremidades de forma a não se 
tocarem (Figura 1). 
4. Coloque esse cilindro de papel no béquer contendo a mistura de solventes na proporção 1:1:1 de 
43 
 
etanol/1-butanol/amônia 2 mol L-1 (esta será a fase móvel utilizada neste experimento). 
5. Cubra o béquer com um plástico e amarre com uma liga de borracha, para evitar a evaporação da 
mistura de solventes. Alternativamente pode-se utilizar uma placa de Petri ou um vidro de relógio. 
6. Quando a linha do solvente atingir a marca superior no papel, remova-o do béquer. 
7. Remova os grampos e deixe-o secar naturalmente. 
8. Depois de seco faça um círculo com um lápis ao redor de cada mancha e calcule todos os valores 
de Rf. 
 
B. Utilização dos cátions em solução. 
1. Utilizando um papel-filtro retangular com 7,5 x 13,0 cm de dimensões, e após marcar com um 
lápis uma linha para as duas extremidades, faça pequenos pontos com as soluções dos íons 
metálicos e com a solução desconhecida, usando um tubo capilar (um capilar para cada solução). 
 
2. Grampeie o papel na forma de um cilindro, como você fez para o cromatograma anterior e 
coloque no béquer contendo a mistura HCl/acetona (7 mL de HCl 6 mol L-1 / 25 mL de acetona). 
3. Cubra o béquer, como anteriormente, com um plástico para evitar a evaporação da mistura 
solvente. 
4. Quando a linha do solvente atingir a marca superior no papel, remova-o do béquer. 
5. Seque o cromatograma dos íons metálicos, ao ar quente utilizando um secador de cabelos. 
Circule com um lápis qualquer mancha no cromatograma e anote a cor. 
6. Para “revelar todas as cores” desse cromatograma, coloque-o aberto sobre o béquer (na capela 
química com o exaustor ligado) que contém amônia 6 mol.L-1 e cubra-o com um vidro de relógio 
por 5 minutos (repita o mesmo procedimento para a outra metade do cromatograma). Este processo 
de “revelação” se constitui de reações entre os cátions com moléculas de amônia (NH3). 
7. Seque o cromatograma novamente demarcando e anotando a cor de cada mancha. 
8. Marque a posição de qualquer mancha nova que aparecer e anote qualquer mudança. 
 
 
6. QUESTIONÁRIO 
1. a) Indique pela cor os pigmentos que constituem a tinta marrom: 
 
b) Indique pela cor os pigmentos que constituem a tinta preta: 
 
2. Que pigmentos, se existirem, estão presentes na caneta marrom e na preta, e não estão em nenhuma 
das outras canetas? 
3. Examinando o seu cromatograma dos íons, quais são os íons, se mais de 1, de sua amostra 
desconhecida? 
 
44 
 
FICHA DE DADOS 
 
EXPERIÊNCIA 5. CROMATOGRAFIA 
EQUIPE: 
TURMA: 
DATA: 
 
TABELA I: Pigmentos ou Manchas 
- Distância entre a origem e a linha do solvente mm 
 
Caneta Cor Dist Rf Cor Dist Rf Cor Dist Rf Cor Dist Rf 
Vermelha                        
Azul                        
Amarela                        
Verde                        
Marrom                        
Preta                        
 
TABELA II: Cromatografia dos íons 
- Distância entre a origem e a linha do solvente mm 
 
Solução Íon Cor após a 1ª 
secagem 
Cor após a revelação
com NH3 
Cor após a 2ª 
secagem 
Distância 
em mm 
Rf 
01 Fe3+          
02 Cu2+          
03 Co2+          
04 Mn2+          
05 Fe3+          
05 Cu2+          
05 Co2+          
05 Mn2+          
Amostra            
 
IDENTIDADE DA AMOSTRA (que íons são?): 
 
45 
 
FICHA DE DADOS 
 
EXPERIÊNCIA 5. CROMATOGRAFIA 
EQUIPE: 
TURMA: 
DATA: 
 
TABELA I: Pigmentos ou Manchas 
- Distância entre a origem e a linha do solvente mm 
 
Caneta Cor Dist Rf Cor Dist Rf Cor Dist Rf Cor Dist Rf 
Vermelha                        
Azul                        
Amarela                        
Verde                        
Marrom                        
Preta                        
 
TABELA II: Cromatografia dos íons 
- Distância entre a origem e a linha do solvente mm 
 
Solução Íon Cor após a 1ª 
secagem 
Cor após a revelação
com NH3 
Cor após a 2ª 
secagem 
Distância 
em mm 
Rf 
01 Fe3+          
02 Cu2+          
03 Co2+          
04 Mn2+          
05 Fe3+          
05 Cu2+          
05 Co2+          
05 Mn2+          
Amostra            
 
IDENTIDADE DA AMOSTRA (que íons são?): 
 
46 
 
Experiência 6: 
Determinação da massa molar de um gás; 
Efeito da pressão no ponto de ebulição 
1. OBJETIVOS 
Ao final da realização desta aula experimental espera-se que o aluno seja capaz de: 
- interpretar e utilizar a equação da lei do gás ideal, PV = nRT. 
- medir o volume e a massa de um gás. 
- utilizar a pressão de vapor no cálculo da pressão de um gás coletado sobre a água. 
 
2. INTRODUÇÃO 
Um gás ideal é um conceito hipotético, pois na realidade os gases podem 
apresentar este comportamento somente sob certas condições, tais como, baixas 
pressões e/ou elevadas temperaturas. Ao se examinar o comportamento experimental de 
"gases reais" através das medidas de pressão, volume, temperatura e número de moles 
em função da pressão, observa-se um desvio do comportamento que seria esperado para 
um gás ideal. 
Na Figura 1 é mostrada a razão 
(pV/nRT) em função da pressão para 
diferentes gases na temperatura de 200 K. 
Para um comportamento ideal, que obedece 
a equação 
pV = nRT 
o valor para seria igual a unidade. 
Conforme pode ser notado, para os 
diferentes gases mostrados na Figura 1, 
ocorre um desvio da idealidade, sendo que 
para baixas pressões (menores do que 1 atm) 
o valor da razão tende para a unidade. 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 1. Comportamento de gases 
em função da pressão. 
 
2.1 Gases coletados sobre água. 
 
A coleta de um gás pelo deslocamento de 
água, tal como o gás butano constituinte principal 
do GLP (gás liquefeito de petróleo), segue o 
esquema da Figura 2. Quando o nível da água 
dentro da proveta que coleta o gás é o mesmo que o 
nível do lado de fora, temos: 
ptotal = patm 
Os valores da pressão de vapor d’água (págua) 
dependem da temperatura (Tabela 1), e a pressão 
do butano (pbutano) pode ser obtida por subtração: 
 
 
 
patm 
 
pbutano + págua 
 
entrada do gás 
pbutano = patm - págua 
Figura 2. Esquema de coleta de 
gás sobre água. 
47 
 
Tabela 1. Variação da pressão de vapor d’água em função da temperatura. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
* 1 atm = 760 mmHg = 1,013 bar = 1,0 Torr = 14,696 psi = 0,9678 kgf/cm2 
 
3. PRÉ-LABORATÓRIO: 
1. Por que é importante secar bem o isqueiro antes de pesá-lo novamente? 
2. Na etapa 6 por que o nível da água dentro e fora da proveta devem ser os mesmos quando 
for ler o volume do gás? 
3. Suponha que 10,0 litros de hidrogênio nas CNTP(condições normais de temperatura e pressão; 
P = 1,00 atm, T = 273, 15K) são comprimidos a um volume de 1,88 litros a temperatura 
constante. Qual é a pressão final? 
4. Uma amostra de dióxido de carbono ocupa um volume de 34,0 litros a 28,0°C e 946 mrnHg. 
Qual é o volume que o gás ocuparia na CNTP? 
5. Suponha que 5,00g de gás oxigênio, O2, a 35° C é encerrado em um recipiente com a 
capacidade de 6,00 litros. Considerando o comportamento do gás ideal, calcular a pressão do 
oxigênio em mmHg. Peso Atômico: O = 16,0; O2 = 32g/mol 
6. Suponha que 0,500g de gás oxigênio é coletado a 30,0°C. Calcule o volume em mililitros 
ocupado pelo gás se ele é coletado: (a) seco, a 735 mmHg, (b) sobre água a uma pressão (total) 
de 735 mmHg. 
7. Suponha que 1,64 L de gás H2, medidos a 38°C e 2,40 atm, são queimados em excesso de 
oxigênio para formar água. Quantos litros de oxigênio, medidos a 38,0°C e 1,20 atm, são 
consumidos? 
8. Por que numa panela de pressão o alimento cozinha mais rápido que em uma panela comum? 
 
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
4.1. Determinação da massa molar de um gás 
- Pese um isqueiro e anote o valor. 
- Massa do isqueiro: ______g 
- Preencha uma proveta com água, invertendo-a em seguida numa bacia com 
aproximadamente 2/3 de água. 
- Uma das extremidades de um tubo de borracha deve 
ser colocada no interior da proveta e a outra extremidade 
conectada a um isqueiro de gás. Quando a válvula do 
isqueiro for aberta pressionando o botão, gás butano 
será liberado, 
deslocando a água do interior da proveta (Figura 3). 
Alternativamente ao uso do tubo de borracha, 
pode-se coletar o gás mergulhando o isqueiro 
diretamente na abertura da proveta.
Figura 3. Coleta 
experimental 
de butano. 
 
 
Temperatura (ºC) Pressão (mmHg)* Temperatura (ºC) Pressão (mmHg)* 
15 12,8 23 21,1 
16 13,6 24 22,4 
17 14,5 25 23,8 
18 15,5 26 25,2 
19 16,5 27 26,7 
20 17,5 28 28,4 
21 18,6 29 30,0 
22 19,8 30 31,8 
48 
 
Obs.: Verifique se as janelas do laboratório estão abertas. 
Note: Se a conexão do tubo ao isqueiro apresentar vazamento, seus resultados poderão 
apresentar erros. Evite liberar o gás rapidamente, evitando o congelamento do gás na saída do 
isqueiro. Valores de volumes de gás pequenos podem induzir a erros grandes na determinação 
de massa molar. 
- Colete uma quantidade de gás suficiente para deslocar aproximadamente 70 a 90 mL de água. 
Posicione a proveta para que os níveis de água dentro e fora da mesma fiquem iguais. Deste modo 
a pressão interna será igual a pressão externa. 
- Leia o volume do gás na proveta. 
- Volume de gás: ______mL 
- Desconecte o sistema e pese o isqueiro novamente (Caso o isqueiro esteja molhado, use uma 
toalha de papel para secá-lo). 
Massa do isqueiro após transferir gás para o interior da proveta: ______g 
Massa do gás transferido (diferença entre a 1ª e 2ª pesagem do isqueiro: ______g 
Temperatura em que foi feito o experimento: ______ºC 
A massa molar do gás pode ser calculada utilizando a equação geral dos gases: 
p V = n R T 
Para tal, devemos considerar a pressão atmosférica como sendo de 1 atm, e lembrar que o número 
de mols (n) é igual a razão da massa pela massa molar (n = m/MM). 
 
4.2. O efeito da pressão no ponto de ebulição 
 
Uma seringa é preenchida pela metade com água a uma temperatura aproximadamente de 80'C. O 
bico da seringa é vedado. Quando o êmbolo é puxado um pouco, a pressão diminui, e a água entra em 
ebulição naquela temperatura 
Proceda da seguinte forma: 
1. A água é aquecida em uma chapa elétrica a cerca de 80'C. 
2. Usando uma seringa plástica de 50 ml, sugue cerca de10 mL de água 
quente. Devolva a água para o béquer e repita a operação de modo a aquecer 
a seringa. 
3. Segure a seringa com o bico para cima e remova todo o gás do seu 
interior, (Figura a, ao lado). 
4. Conecte um pequeno pedaço de tubo de borracha na extremidade da seringa 
e aperte com os dedos de modo a impedir a entrada de ar. Conserve o bico da 
seringa para baixo e puxe suavemente o êmbolo da seringa (figura b, ao 
lado). 
5. A medida que o êmbolo é puxado para fora, a pressão no interior da seringa 
diminui e a água entra em ebulição. 
 
 
49 
 
5. QUESTIONÁRIO: 
 
Parte A. 
1. Calcule a massa molecular do butano. (Lembre-se de subtrair a pressão de vapor da água, (veja 
tabela 1 em anexo), e anote a temperatura e a pressão). 
 PV = nRT; n =m M = mRT 
 M PV 
2. A massa molecular do butano, C4H10 é 58,0. Compare o resultado que você obteve determinando 
o erro relativo em porcentagem. 
Erro relativo = erro absoluto x 100 
 valor aceito 
Erro absoluto = valor experimental - valor aceito 
 
3. 
4. Como você pode explicar que o butano é um líquido no isqueiro e um gás quando coletado? 
 
4: Por que é necessário subtrair a pressão de vapor da água? 
 
5. Por que a pressão de vapor da água varia com a temperatura? 
 
Parte B. 
 
6. Explique por que a água entra em ebulição a uma temperatura bem abaixo do ponto usual de 
ebulição da água (100°C a 1 atm)? 
7. Por que bolhas de ar aparecem antes que a temperatura atinja o ponto de ebulição? 
8. Esta demonstração funcionaria com outro líquido? 
50 
 
FOLHA DE DADOS 
 
EXPERIÊNCIA Nº 6 - Determinação da massa molecular de um gás 
Efeito da pressão no ponto de ebulição 
(Folha de dados) 
EQUIPE: ______________________________________________________________________ 
TURMA: _____________ 
DATA: ______________ 
Nº DA BANCADA: ___________ 
Gás butano 
1. Massa do isqueiro: _______________ 
2. Temperatura da água:____________ 
3. Volume do gás: _________________ 
4. Massa do isqueiro após a colega do gás: ______________ 
5. Pressão atmosférica: _________________ 
Carbonato 
1. Massa de carbonato de __________ : ___________ 
2. Temperatura da água: ___________ 
3. Volume do gás: _____________ 
4. Pressão atmosférica: ______________ 
 
 
51 
 
FOLHA DE DADOS 
 
EXPERIÊNCIA Nº 6 - Determinação da massa molecular de um gás 
Efeito da pressão no ponto de ebulição 
(Folha de dados) 
EQUIPE: ______________________________________________________________________ 
TURMA: _____________ 
DATA: ______________ 
Nº DA BANCADA: ___________ 
Gás butano 
1. Massa do isqueiro: _______________ 
2. Temperatura da água:____________ 
3. Volume do gás: _________________ 
4. Massa do isqueiro após a colega do gás: ______________ 
5. Pressão atmosférica: _________________ 
Carbonato 
1. Massa de carbonato de __________ : ___________ 
2. Temperatura da água: ___________ 
3. Volume do gás: _____________ 
4. Pressão atmosférica: 
 ______________
52 
 
Experiência 7: 
Oxidação e redução 
 
1. OBJETIVOS 
 
No final desta experiência o aluno deverá ser capaz de: 
 Identificar a natureza das reações de oxirredução 
 Montar uma tabela a partir de dados experimentais 
 Escrever equações para as semi-reações de oxidação e redução 
 
2. INTRODUÇÃO 
 
Nas reações de oxi-redução, elétrons são transferidos de um reagente para outro. Por exem- 
plo, na formação da ferrugem: Fe2O3, óxido de ferro(III), elétrons são transferidos do ferro para o 
oxigênio 
 
4 Fe (s) + 3 O2 (g) → 2 Fe2O3 (s) 
 
O Fe que tinha nº de oxidação = 0, quando estava na forma metálica, cedeu 3 elétrons ao 
oxigênio do ar, ficando cada átomo de ferro, +3. E cada átomo de oxigênio, -2. 
Originalmente, os temos oxidação e redução referia-se a combinação ou remoção do oxigê- 
nio de uma substância, implicando no aumento ou diminuição do nº de oxidação dessa substância. 
Atualmente, sabe-se que a oxidação ou redução é devido à perda e ganho de elétrons. Por 
exemplo: o tungstênio usado nas lâmpadas de filamento (lâmpadas comuns) pode ser preparado 
pela redução do óxido de tungstênio (VI) com hidrogênio a 1200 ºC: 
 
WO3 (s) + 3 H2 (g) → W (s) + 3 H2O (g) 
 
O tungstênio é reduzido. E seu nº de oxidação passa de +6 para zero. 
 
Como elétrons não podem ser criados ou destruídos, oxidação e redução sempre ocorrem 
simultaneamente nas